intensivomedicina-química-Equilíbrio iônico-Kw, pH e pOH-22-10-2018-e048b0cffc3704bc1892928d420f64d1

Prévia do material em texto

Q
u
í.
 
Quí. 
 
Professor: Xandão 
Monitor: João Castro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio iônico: Kw, pH e pOH 
22 
out 
 
RESUMO 
 
 
Equilíbrio iônico da água 
 
A água é capaz de se auto ionizar e gerar íons H+ e OH-. A partir desta ionização seremos capazes de calcular 
a constante de ionização da água, que será chamada de Kw. 
 
O Kw terá sempre o valor de 10-14, visto que: 
 
 
 
pH e pOH 
 
Afim de medir a concentração de H+ e OH- em soluções foi criado um artifício matemático para facilitar o 
cálculo destas espécies químicas, pois concentrações de H+ e OH- são representados valores muitos 
pequenos. Tal artifício foi introduzir esses valores de concentração em escala logarítmica. 
Determinou-se que: 
pH = - log [H+] 
pOH = - log [OH-] 
 
E que: 
pH < 7 - Meio ácido 
pH = 7 - Meio neutro 
pH > 7 - Meio básico 
 
Exemplo: 
 
A partir disso e levando em consideração o valor de Kw (constante de ionização da água), chegou a 
conclusão de que: 
 
pH + pOH = 14 
 
Portanto: 
Se o pH é igual 4, o pOH seria igual a 10. E assim é possível encontrar os valores de pH em função de pOH e 
vice-versa. 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
 
1. Durante uma aula sobre constante de equilíbrio, um estudante realizou o seguinte experimento: 
Em três tubos de ensaio numerados, colocou meia colher de chá de cloreto de amônio. Ao tubo 1, ele 
adicionou meia colher de chá de carbonato de sódio; ao tubo 2, meia colher de chá de bicarbonato 
de sódio e, ao tubo 3, meia colher de chá de sulfato de sódio. Em seguida, ele adicionou em cada tubo 
2 mililitros de água e agitou-os para homogeneizar. Em qual dos tubos foi sentido um odor mais forte 
de amônia? Justifique. 
 
Dados: 
1) NH4
+(aq) + H2O → H3O
+(aq) + NH3(aq) 
 K1=5,6x10
-10 
 
2) CO3
2-(aq) + H2O → HCO3
-(aq) + OH-(aq) 
 k2 = 2,1x10
-4 
 
3) HCO3
-(aq) + H2O → H2CO3(aq) + OH
-(aq) 
 K3 = 2,4x10
-8 
 
4) SO4
2-(aq) + H2O → H2SO4(aq) + OH
-(aq) 
 K4 = 8,3x10
-13 
 
5) H3O
+(aq) + OH-(aq) → 2H2O 
 1/Kw = 1x1014 
 
2. As águas dos oceanos apresentam uma alta concentração de íons e pH entre 8,0 e 8,3. Dentre esses 
íons estão em equilíbrio as espécies carbonato 
2
3(CO )
−
 e bicarbonato 3(HO ),
−
 representado pela 
equação química: 
 
 
 
As águas dos rios, ao contrário, apresentam concentrações muito baixas de íons e substâncias básicas, 
com um pH em torno de 6. A alteração significativa do pH das águas dos nos e oceanos pode mudar 
suas composições químicas, por precipitação de espécies dissolvidas ou redissolução de espécies 
presentes nos sólidos suspensos ou nos sedimentos. 
 
A composição dos oceanos é menos afetada pelo lançamento de efluentes ácidos, pois os oceanos 
a) contêm grande quantidade de cloreto de sódio. 
b) contêm um volume de água pura menor que o dos rios. 
c) possuem pH ácido, não sendo afetados pela adição de outros ácidos. 
d) têm a formação dos íons carbonato favorecida pela adição de ácido. 
e) apresentam um equilíbrio entre os íons carbonato e bicarbonato, que atuam como sistema-tampão. 
 
3. A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio 
3(CaCO ) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume 
de água rica em 2CO dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons 
2Ca + e 
3HCO .
−
 Numa segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação 
inversa, promovendo a liberação de 2CO e a deposição de 3CaCO , de acordo com a equação 
apresentada. 
 
 
 
 
Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida 
pelo(a) 
a) diminuição da concentração de Íons OH
−
 no meio. 
b) aumento da pressão do ar no interior da caverna. 
c) diminuição da concentração de 3HCO
−
 no meio. 
d) aumento da temperatura no interior da caverna. 
e) aumento da concentração de 2CO dissolvido. 
 
4. Uma das etapas do tratamento da água é a desinfecção, sendo a cloração o método mais empregado. 
Esse método consiste na dissolução do gás cloro numa solução sob pressão e sua aplicação na água a 
ser desinfectada. As equações das reações químicas envolvidas são: 
 
 
 
A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso, que possui um potencial de desinfecção 
cerca de 80 vezes superior ao ânion hipoclorito. O pH do meio é importante, porque influencia na 
extensão com que o ácido hipocloroso se ioniza. 
 
Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada deve estar mais próximo de 
a) 0. 
b) 5. 
c) 7. 
d) 9. 
e) 14. 
 
5. Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o principal 
componente da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de 
desmineralização dentária, perda de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente 
do esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante, pela presença da sacarose, 
faz decrescer o pH do biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte dentário. 
Os mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, 
remineralizando o dente. A equação química seguinte representa esse processo: 
 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: http://www.isaude.net. 
Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado). 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de 
a) OH
−
, que reage com os íons 
2Ca + , deslocando o equilíbrio para a direita. 
b) H+ , que reage com as hidroxilas OH
−
, deslocando o equilíbrio para a direita. 
c) OH
−
, que reage com os íons 
2Ca + , deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
d) H+ , que reage com as hidroxilas OH
−
, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
e) 
2Ca + , que reage com as hidroxilas OH
−
, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
 
6. O pH do solo pode variar em uma faixa significativa devido a várias causas. Por exemplo, o solo de 
áreas com chuvas escassas, mas com concentrações elevadas do sal solúvel carbonato de sódio 
2 3(Na CO ), torna-se básico devido à reação de hidrólise do íon carbonato, segundo o equilíbrio: 
 
 
 
Esses tipos de solo são alcalinos demais para fins agrícolas e devem ser remediados pela utilização de 
aditivos químicos. 
BAIRD, C. Química ambiental. São Paulo: Artmed, 1995 (adaptado). 
 
Suponha que, para remediar uma amostra desse tipo de solo, um técnico tenha utilizado como aditivo 
a cal virgem (CaO). Nesse caso, a remediação 
a) foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a direita, em decorrência da elevação de pH do meio. 
b) foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a esquerda, em decorrência da redução de pH do meio. 
c) não foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a direita, em decorrência da redução de pH do meio. 
d) não foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio 
descrito para a esquerda, em decorrência da elevação de pH do meio. 
e) não foi realizada, pois o caráter neutro da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio 
descrito para a esquerda, em decorrência da manutenção de pH do meio. 
 
7. A tabela abaixo relaciona as constantes de acidez de alguns ácidos fracos. 
 
Ácido Constante 
HCN 104,9 10− 
HCOOH 41,810− 
3CH COOH 
51,8 10− 
 
A respeito das soluções aquosas dos sais sódicos dos ácidos fracos, sob condições de concentrações 
idênticas, pode-se afirmar que a ordem crescente de pH é 
a) cianeto < formiato < acetato. 
b) cianeto < acetato < formiato. 
c) formiato < acetato < cianeto. 
d) formiato < cianeto < acetato. 
e) acetato < formiato < cianeto. 
 
8. Uma solução preparada a partir da dissolução de ácido acético em água destilada até completar o 
volume de um litro apresenta pH igual a 3,0. A quantidade de matéria de ácido acético inicialmente 
dissolvida é aproximadamente igual a: 
Dados: 
5 1
a 3 K do CH COOH 2,0 10 mol.L
− −= 
 
 
a) 
61 10 mol.− 
b) 
31 10 mol.− 
c) 
25 10 mol.− 
d) 
21 10 mol.− 
 
 
 
 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Seca na Paraíba 
 
A Paraíba, bem como todo o Nordeste, passa pela pior seca dos últimos cinquenta anos. A situação 
hídrica está em nível crítico, com mais da metade dos mananciais monitorados abaixo de 20% da 
capacidade de armazenamento da água. Esta diminuição do volume de água armazenada impede que 
seja utilizada para consumo humano. Alem disso, as águas de poços artesianos que ainda resistem 
também têm concentração elevada de sais. Com a finalidade de classificar as águas quanto a seus usos, 
de acordo com a quantidade presente de determinados substâncias, o Conselho Nacional do Meio 
Ambiente (CONAMA) resolveu editar Resolução 357, de 17 de março de 2005. 
 
9. Pela Resolução 357 citada no texto, o nitrogênio amoniacal é padrão de classificação das águas naturais 
e padrão de emissão de esgoto. Além disso, a quantidade máxima de nitrogênio amoniacal total em 
águas doces, classe 1, sofre alteração de acordo com o pH da água, conforme a tabela abaixo. 
 
Faixa de PH 
Quantidade máxima permitida (mg/L) de 
nitrogênio amoniacal total 
pH 7,0 3,7 
7,0 pH 7,5  3,0 
7,5 pH 8,0  2,0 
8,0 pH 8,5  1,0 
pH 8,5 pH 0,5 
 
Qual o limite máximo permitido de nitrogênio amoniacal total se a temperatura da água, em pH=8,1, 
passar de ( )14W25 K 1,0 10−=  para ( )14W40 C K 2,9 10 ?− =  
a) 2,0 mg/L 
b) 1,0 mg/L 
c) 3,7 mg/L 
d) 0,5 mg/L 
e) 3,0 mg/L 
 
10. A mistura de 0,1 mol de um ácido orgânico fraco (fórmula simplificada RCOOH) e água, suficiente para 
formar 100 mL de solução, tem pH 4 a 25 °C. Se a ionização do ácido em água é dada pela equação 
abaixo, a alternativa que tem o valor mais próximo do valor da constante de ionização desse ácido, a 
25 °C, é: 
 
RCOOH(aq) →RCOO (aq) + H
+
(aq) 
a) 10 2 
b) 10 4 
c) 10 6 
d) 10 8 
e) 10 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO 
 
 
Exercícios 
 
1. Tubo 1 - K2 > K3 > K4, logo [OH] é maior na equação 2, o que faz com que o tubo 1 apresente maior 
quantidade de água, deslocando mais o equilíbrio 1 no sentido da formação da amônia. 
 
2. e 
A composição dos oceanos é menos afetada pelo lançamento de efluentes ácidos (H+), pois os oceanos 
apresentam um equilíbrio entre os íons carbonato e bicarbonato, que atuam como sistema-tampão 
consumindo o excesso de cátions H .+ 
2
3 3
O excesso de cátions
Aumento da
H desloca o equilíbrio
concentração
para a esquerda
HCO (aq) CO (aq) H (aq)
+
− − +⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ +⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 
 
3. d 
Endotérmico;
favorecido pelo
aumento da
temperatura2
3 3 2 2
Exotérmico;
favorecido pela
diminuição da
temperatura
Ca (aq) 2HCO (aq) CaCO (s) CO (g) H O( ); H 40,94kJ molΔ+ − ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→+ + + = +⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 
 
A formação de carbonato será favorecida pelo aumento da temperatura, ou seja, o equilíbrio será 
deslocado para a direita. 
 
4. b 
Teremos: 
 
 
 
O ácido hipocloroso possui um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes superior ao ânion 
hipoclorito, então: 
[HC O] 80[C ]
[C ] 1
[HC O] 80
−
−
=
=
 
 
Aplicando -log, vem: 
 
 
a 3
a 3
pKa pH
[C ]
logK log [H O ]
[HC O]
[C ]
logK logH O log
[HC O]
[C ]
pKa pH log
[HC O]
−
+
−
+
−
 
− = −  
 
 
− = − −
= −
 
 
3 3
2
7,53 pH
2
7,53 pH
1
7,53 pH log
80
1
7,53 pH log
80
10 0,0125
0,0125 12,5 10 10 10 10
10 10
pH 7,53 2
pH 7,53 2 5,53 5
− −
−
− +
−
− +
= −
− + =
=
    
=
− = −
 − = 
 
 
5. b 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerante diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de H+ , que reage com as hidroxilas 
OH− , deslocando o equilíbrio para a direita. 
 
2 5 3 3
mineralização 4v K[Ca ] [PO ] [OH ]
+ − −= 
 
Como (aq) (aq) 2 ( )H OH H O
+ −+ → , os íons −OH são consumidos e a velocidade de mineralização diminui, 
ou seja, o equilíbrio desloca para a direita. 
 
6. d 
Com a adição de CaO ao solo, teríamos a seguinte reação: 
 
+ →2 2CaO H O Ca(OH) 
 
Consequentemente o equilíbrio: 
seria deslocado para a esquerda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. c 
3
3
10
a
10
a
10
4
a
a
[CH COOH][HCN] [HCOOH]
Supondo : R
[CN ] [HCOO ] [CH COO ]
HCN H CN K 4,9 10
[H ][CN ] [HCN]
K [H ] 4,9 10
[HCN] [CN ]
[H ] 4,9 10 R
HCOOH H HCOO K 1,8 10
[H ][HCOO ]
K [H ] 1,8
[HCOOH]
− − −
+ − −
+ −
+ −
−
+ −
+ − −
+ −
+
= = =
⎯⎯→ + = ⎯⎯
=  =  
=  
⎯⎯→ + = ⎯⎯
=  = 4
4
5
3 3 a
53 3
a
3 3
5
4 5 10
[HCOOH]
10
[HCOO ]
[H ] 1,8 10 R
CH COOH H CH COO K 1,8 10
[H ][CH COO ] [CH COOH]
K [H ] 1,8 10
[CH COOH] [CH COO ]
[H ] 1,8 10 R
1,8 10 R 1,8 10 R 4,9 10 R
−
−
+ −
+ − −
+ −
+ −
−
+ −
− − −
 
=  
⎯⎯→ + = ⎯⎯
=  =  
=  
        
 
Quanto maior for a concentração de cátions H ,+ menor será o valor do pH numa solução aquosa dos 
respectivos sais sódicos. 
 
Conclusão: formiato (HCOO )− < acetato 3(CH COO )
−
< cianeto (CN ).− 
 
8. c 
3 3 3
3
3 3 a
10 mol/L 10 mol/L 10 mol/L
M
3
a
3
3 3
3
3
5 1
5
pH 3 [H ] 10 mo
2,0 10 mol L
0 0 (início)
(durante)
(equilíbrio)
2,0 1
l / L
CH COOH H CH COO K
[H ][CH COO ]
K
[CH COOH]
10 10
[CH COOH]
[CH C
0
O
− − −
+
− −
−
−
+ −

+ −
− −
=  =
→ +
=

=  

−  +  + 

=
−  + +

2
2
OH] 5 10 mol / L
Em 1L :
n 5 10 mol
−
−
= 
= 
 
 
9. a 
Em águas amoniacais a reação que ocorrerá será: 
3 2 4NH H O NH OH
+ −+ → + 
 
O aumento da temperatura de 25°C para 40°C aumenta a ionização da água, aumentando a quantidade 
de íons H+ e OH .
−
 O aumento de íons hidroxila, deslocará o equilíbrio para a esquerda, ou seja, para o 
sentido de produção de amônia. 
 
 
De acordo com a tabela, à medida que se aumenta a concentração de amônia, o pH vai caindo, ficando 
próximo da neutralidade, como essa variação é pequena, ficaria na faixa entre 8,0 e 7,5, assim a 
concentração de amônia fique em torno de 
12,0mg L .− 
 
10. d 
Cálculo da concentração inicial de ácido: 
 
0,1 mol de ácido 0,1 L
n 1 L
 
n = 1 mol/L 
 
Vamos considerar as seguintes concentrações das espécies em equilíbrio: 
 
 
 
(Consideramos que a concentração de equilíbrio é aproximadamente igual à concentração inicial, pois 
o ácido é fraco). 
 
A constante de equilíbrio é dada por: 
 
− − −+   −= = =eq
4 4[ ] [ ]RCOO 10 10H 8K 10
[RCOOH] 1